Físico-Química

A decomposição de moléculas de ozônio representa um processo natural , agravado pela interferência do homem na composição química da atmosfera. O processo natural ocorre em altitudes elevadas, como de ocorrência da colisão entre moléculas e átomos, segundo o mecanismo abaixo:

O2 + O [tex3]\rightarrow[/tex3] O3 (reação rápida)

O3 + O [tex3]\rightarrow[/tex3] 2O2 (reação lenta)

A poluição atmosférica, decorrente da emissão de gases utilizados em motores , além dos efeitos diretos causados ao homem , altera a composição dos gases na atmosfera causando a decomposição do ozônio,segundo o mecanismo abaixo:

Reação 1 : NO + O3 [tex3]\rightarrow[/tex3] NO2 + O2

Reação 2 : NO2 + O [tex3]\rightarrow[/tex3] NO + O2

A reação 1 acima foi estudada em laboratório , na temperatura de 25 graus celsius , apresentado os seguintes resultados:

A) Qual é a valor da constante da velocidade e a ordem global para a reação 1 do mecanismo de decomposição do ozônio , resultante da poluição atmosférica , calculados a 25 C?

B) Qual é o papel desempenhado pelo NO na decomposição do ozônio?

C) de quanto será a variação da velocidade de decomposição natural de ozônio, se a concentração de O2 dobrar de valor?

POR FAVOR , AGUARDO RESPOSTAS

Olá, Renato.

A) Pela lei da velocidade de Guldberg-Waage, sabemos que

v = k.[tex3][NO]^{\alpha }[/tex3] .[tex3][O_{3}]^{\beta }[/tex3]

Utilizando os dados da linha 1 da tabela:

0,66.[tex3]10^{-4}[/tex3] = k.[tex3](1,00.10^{-6})^{\alpha }[/tex3] .[tex3](3,00.10^{-6})^{\beta }[/tex3] (I)

Utilizando os dados da linha 2 da tabela:

1,32.[tex3]10^{-4}[/tex3] = k.[tex3](1,00.10^{-6})^{\alpha }[/tex3] .[tex3](6,00.10^{-6})^{\beta }[/tex3] (II)

Dividindo (II) por (I):

[tex3]2^{\beta }[/tex3] = 2 [tex3]\therefore[/tex3] [tex3]\beta[/tex3] = 1

Utilizando os dados da linha 3 da tabela, temos:

1,98.[tex3]10^{-4}[/tex3] = k.[tex3](1,00.10^{-6})^{\alpha }[/tex3] .[tex3](9,00.10^{-6})^{\beta }[/tex3] (III)

Utilizando os dados da linha 4 da tabela, temos:

3,96.[tex3]10^{-4}[/tex3] = k.[tex3](2,00.10^{-6})^{\alpha }[/tex3] .[tex3](9,00.10^{-6})^{\beta }[/tex3] (IV)

Dividindo (IV) por (III):

[tex3]2^{\alpha }[/tex3] = 2 [tex3]\therefore[/tex3] [tex3]\alpha[/tex3] = 1

Substituindo os dados calculados na equação (I):

0,66.[tex3]10^{-4}[/tex3] = k.[tex3](1,00.10^{-6})^{1}[/tex3] .[tex3](3,00.10^{-6})^{1}[/tex3]
k = 0,22.[tex3]10^{8}[/tex3] [tex3]\frac{L}{mol.s}[/tex3]

Ordem global = [tex3]\alpha + \beta[/tex3] = 2

B) Podemos reparar que NO aparece na etapa 1 como um reagente e na reação global NO não se manifesta, ou seja, NO possui o papel de catalisador da reação e o N [tex3]O_{2}[/tex3] é intermediário.

C) De maneira geral, numa reação:

aA + bB [tex3]\rightarrow[/tex3] cC + dD

Temos,

-[tex3]\frac{1}{a}[/tex3] .[tex3]\frac{\Delta [A]}{\Delta t}[/tex3] = -[tex3]\frac{1}{b}[/tex3] .[tex3]\frac{\Delta [B]}{\Delta t} = \frac{1}{c}[/tex3] .[tex3]\frac{\Delta [C]}{\Delta t} = \frac{1}{d}[/tex3] .[tex3]\frac{\Delta [D]}{\Delta t}[/tex3]

Onde [tex3]v_{X} = \frac{\Delta [X]}{\Delta t}[/tex3] . O sinal negativo tem apenas o papel de indicar que a substância está sendo consumida.

Então, em:

[tex3]O_{3}[/tex3] + O [tex3]\rightarrow[/tex3] 2 [tex3]O_{2}[/tex3]

[tex3]v_{O_{3_{inicial}}} = \frac{1}{2}[/tex3] .[tex3]\frac{\Delta [O_{2}]}{\Delta t}[/tex3]
[tex3]v_{O_{3_{final}}}[/tex3] = 2.[tex3]\frac{1}{2}[/tex3] .[tex3]\frac{\Delta [O_{2}]}{\Delta t}[/tex3]

Logo, a velocidade de decomposição do ozônio final irá dobrar em relação a velocidade inicial.

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